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Hi ich habe ein Problem mit der Aufgabe, die Lautet:

Einem Liter einer 0,1 molaren Magnesiumchlorid-Lösung werden 0,005 mol K2CrO4 zugesetzt. Berechnen Sie, ab welcher Ag+(aq) Konzentration nach Zugabe von AgNO3 rotes Ag2CrO4 ausfällt. Wieviel Prozent der Chlorid-Ionen werden am Umschlagspunkt AgCl(s) ausgeschieden?

KL(AgCl) =1,7x10^−10(mol/L)2

KL(Ag2CrO4) =1,1x10^−12(mol/L)3

Meine Lösung bis dato lautet.

KL(AgCl)=[Ag+]*[Cl-] → [Ag+]=√(KL(AgCl))=1,3*10^-5

KL(Ag2CrO4)=[Ag+]^2 * [CrO4 2-] → [Ag+]=√{(KL(Ag2CrO4)/0.005}=1.48 * 10^-5 (ich glaube dass ist falsch).

ab einer conz von [Ag+] > 1,48*10^-5 fällt es aus

und weiter hab ich keine Ahnung könnte man mir einen Ansatz geben?

LG

von

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